Modelli atomici per i Test di Ingresso: tutti i modelli atomici da conoscere per quiz

Spesso, nei test di ammissione a corsi di chimica e materie scientifiche, vengono poste domande del tipo: Come si è sviluppato il concetto di atomo nel corso della storia? Quali leggi hanno permesso di spiegare il comportamento della materia? In che modo si sono evoluti i modelli atomici fino a quelli più recenti? Oggi esaminiamo questi temi in modo approfondito, illustrando tutto ciò che è essenziale conoscere.

I Primi Concetti di Atomo

La concezione di atomo affonda le sue radici nell’antichità: già Democrito, intorno al 400 a.C., ne parlava come una particella indivisibile.

Tuttavia, solo secoli più tardi si è arrivati a una teoria con basi sperimentali, fornendo misure e spiegazioni legate al comportamento osservabile della materia.

Le Leggi Fondamentali: Lavoisier e Proust

Con lo studio delle reazioni chimiche, sono emerse due leggi cruciali:

1. Legge di conservazione della massa (Lavoisier, 1783)In una reazione chimica, la somma delle masse dei reagenti eguaglia la somma delle masse dei prodotti.
2. Legge delle proporzioni definite (Proust, 1799)In una sostanza pura, gli elementi che la compongono si combinano sempre secondo un rapporto in peso costante. Da qui la distinzione tra composti, la cui composizione risulta fissa, e miscugli, in cui essa può variare.

La Teoria Atomica di Dalton

Sfruttando queste basi, Dalton, nel 1802, propose che:

1. Tutti gli elementi sono formati da particelle piccolissime chiamate atomi.
2. Gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro. Gli atomi di elementi diversi presentano proprietà differenti.
3. Nelle reazioni chimiche gli atomi conservano la propria identità.
4. Gli atomi di elementi diversi possono combinarsi tra loro in rapporti fissi, generando i composti.

Sulla base di questa teoria, Dalton chiarì ulteriormente il concetto di legge delle proporzioni multiple (1803): quando due elementi si uniscono per formare più di un composto, le quantità di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra loro in rapporti semplici esprimibili da numeri interi.

Il Modello di Rutherford (1911)

Da osservazioni sperimentali, emerse che l’atomo non poteva essere una sfera piena di carica positiva (come pensato precedentemente).

Rutherford propose che l’atomo fosse composto da:

• Un nucleo centrale in cui si concentrano protoni (carichi positivamente) e neutroni (privi di carica), con massa quasi totalitaria dell’atomo.
• Elettroni (carichi negativamente) in movimento intorno al nucleo in numero tale da bilanciare la carica positiva dei protoni, rendendo l’atomo neutro.

Questo portò all’idea che il numero atomico (Z) corrisponde alla quantità di protoni nel nucleo e che gli elettroni partecipano ai processi chimici, mentre protoni e neutroni rimangono nel nucleo.

Il Modello di Bohr (1913)

Per spiegare come gli elettroni potessero muoversi stabilmente intorno al nucleo senza “cadere” su di esso, Bohr ipotizzò l’esistenza di orbite stazionarie o stati stazionari.

Secondo Bohr:

• Gli elettroni orbitano a distanze specifiche dal nucleo senza emettere energia.
• Ognuna di queste orbite è definita da un numero quantico principale (n) e ha un’energia ben determinata.
• Quando un elettrone cambia orbita, assorbe o emette un fotone la cui energia è data dalla differenza di energia fra le due orbite coinvolte.

Il Modello Ondulatorio dell’Atomo (1930)

Studi più approfonditi (Heisenberg, Schrödinger) introdussero l’idea che l’elettrone non percorra un’orbita ben definita ma occupi una regione di spazio in cui è possibile trovarlo con una certa probabilità. Da qui nasce il concetto di orbitale, ossia una funzione matematica che descrive la nuvola elettronica.

Principio di Indeterminazione di Heisenberg

È impossibile conoscere simultaneamente con precisione assoluta la posizione e la velocità (o quantità di moto) di una particella subatomica. Di conseguenza, il movimento degli elettroni attorno al nucleo si descrive in termini probabilistici.

Numeri Quantici

Per definire un orbitale e l’elettrone che lo occupa, si usano quattro numeri quantici:

• n (numero quantico principale): indica il livello energetico e le dimensioni dell’orbitale (n=1,2,3…).
• l (numero quantico secondario o angolare): descrive la forma dell’orbitale (s, p, d, f).
• m (numero quantico magnetico): definisce l’orientamento dell’orbitale nello spazio.
• m_s (numero quantico di spin): indica il senso di rotazione dell’elettrone attorno al proprio asse (+1/2 o -1/2).

Ogni sottolivello energetico (s, p, d, f) può contenere un numero massimo di elettroni specifico:

• s: 2 elettroni
• p: 6 elettroni
• d: 10 elettroni
• f: 14 elettroni

Il livello energetico con numero quantico n può quindi ospitare al massimo 2n^2 elettroni.

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